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REACCIONES QUÍMICAS. CONTENIDOS Reacciones químicas Leyes de la combinación química en reacciones químicas que dan origen a compuestos comunes Concepto.

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Presentación del tema: "REACCIONES QUÍMICAS. CONTENIDOS Reacciones químicas Leyes de la combinación química en reacciones químicas que dan origen a compuestos comunes Concepto."— Transcripción de la presentación:

1 REACCIONES QUÍMICAS

2 CONTENIDOS Reacciones químicas Leyes de la combinación química en reacciones químicas que dan origen a compuestos comunes Concepto de Mol Relaciones cuantitativas en diversas reacciones químicas Masa molar de los compuestos químicos Composición porcentual de las sustancias Determinación de fórmula empírica y fórmula molecular.

3 REACCIONES QUÍMICAS Elementos Compuestos S Cu CuS

4 CAMBIOS QUÍMICOS Y FÍSICOS Cambios físicos: transformación en la que no varía la naturaleza interna de la materia. Cambios químicos: Transformación en que varía la naturaleza interna de la materia. Estos cambios químicos se denominan reacciones químicas

5 Reacciones y ecuaciones químicas 4 Fe (S) + 3 O 2(g) 2Fe 2 O 3(S) Reactantes Productos

6 Combustión de la glucosa: Proceso que ocurre en la respiración celular C 6 H 12 O 6(g) +6O 2(g) 6CO 2(g) + 6H 2 O (g)

7 ¿Qué sucede con la energía durante una reacción química? Reacciones endergónicas: Reacciones que requieren de un aporte energético, es decir, necesitan energía para que ocurran Si la energía es calórica, serán clasificadas como reacciones endotérmicas Ej: Fotosíntesis 6CO 2(g) + 6H 2 O + Energía C 6 H 12 O6 + 6O 2(g)

8 Reacciones exergónicas: Reacciones que desprenden energía al entorno. Si desprenden energía calórica son llamadas reacciones exotérmicas Ej: respiración celular C 6 H 12 O 6(s) + 6O 2(g) 6CO 2(g) + 6H 2 O (l) + energía

9 Una reacción química se reconoce por: Emisión de energía luminosa Producción de calor Disolución de un sólido

10 Formación de gases Formación de humo blanco Formación de un sólido

11 ¿Cómo ocurre una reacción? Teoría de las colisiones

12 Energía de activación: Energía mínima necesaria para que ocurra la reacción

13 Velocidad de una reacción (v) Factores que afectan la velocidad de reacción: Temperatura Superficie de contacto Naturaleza química de los reactantes Concentración Catalizador

14 CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Reacciones de combinación o síntesis A + B AB Reacciones de descomposición AB A + B Reacciones de desplazamiento o sustitución AB + X XB + A Reacciones de doble desplazamiento AB + XY AY + XB

15 Tipos de reacciones químicas Precipitación: Pb(NO 3 ) 2 (ac) + 2 KI (ac) PbI 2(s) + 2KNO 3(ac) Combustión: CH 4(g) + 2 O 2(g) CO 2(g) + 2H 2 O (g) Neutralización : HCl (ac) + NaOH (ac) H2O (l) + NaCl (ac) Oxidación y reducción: corrosión de metales

16 LEYES PONDERALES O LEYES DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Ley de conservación de la materia o ley de Lavoisier En una reacción química se cumple que la suma de las masas de los reactantes es igual a la suma de las masas de los productos

17 Ley de las proporciones definidas o ley de Proust: Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen en una relación de masas constante Ejemplo: H 2(g) + O 2(g) H 2 O (g)

18 Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton: Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, la masa de uno de ellos, que se une a una masa fija del otro, está en relación de números enteros y sencillos

19 Ley de las proporciones recíprocas o ley de Richter: Las masas de dos elementos que se combinan con la masa de un tercero, conservan la misma proporción que las masas de los dos cuando se combinan entre sí

20 Ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac: Cuando reaccionan gases bajo condiciones de temperatura y presión equivalentes, lo hacen en relaciones de volúmenes de números enteros y sencillos O 2 + 2H 2 2H 2 O 1 volumen 2 volúmenes 2 volúmenes

21 MOL Y NÚMERO DE AVOGADRO Mol: número determinado de partículas. Representa la magnitud cantidad de materia (n), al igual como el metro representa la magnitud de longitud. Mol: cantidad de sustancia que contiene tantos átomos, moléculas o iones como átomos hay en 0,012Kg de carbono-12

22 Avogadro enunció la siguiente hipótesis: En un mol de cualquier sustancia siempre hay el mismo número de partículas Este número se conoce como Número de Avogadro (N A )= 6, x10 23 átomos, moléculas o iones. Ejemplo: 1 mol de átomos de hierro = 56g 56g de hierro tienen 6,022x10 23 átomos de hierro. 1 mol de átomos de oxígeno=16g 16g de oxígeno tienen 6,022x10 23 átomos de oxígeno N A = 6,022 x 10 23

23 Un mol de átomos siempre tendrá 6,022x10 23 átomos. MASA MOLAR ( M ) (en u.m.a) Corresponde al suma de las masas atómicas de cada elemento que compone el compuesto. Por ejemplo, si se tiene el compuesto H 2 SO 4 ¿Cuál es su masa molar? Molécula H 2 SO 4 Átomos que la forman 2H 1S 4º Masa molar (uma) (21u) + (132u) + (416u) 98u

24 Masa Molar ( M )(en gramos) La masa molar es la masa, en gramos, de un mol de átomos, moléculas u otra partícula. Se expresa en g/mol. Ejemplo: Calcular la masa molar (o Peso molecular PM) del CO 2 Fórmula CO 2 Átomos que la forman 1C 2O Masa molar (en gramos) (112g/mol) + (216g/mol) 44g/mol

25 Cálculo de moles o la cantidad de materia n =m Donde n = cantidad de materia en mol (moles) M m= masa en gramos M = masa molar (g/mol) Ejemplo: Determinar la cantidad de materia que hay en 800g de CO 2 n = 800g n = 18,18 mol 44g/mol

26 Volumen molar Es el volumen que ocupa un mol de un elemento o compuesto en estado gaseoso. Un mol de cualquier gas, en condiciones normales de presión y temperatura,(0°C, 1 atm) siempre ocupará 22,4 L Ejemplo: Si 1 mol de O 2 ocupa en CN 22,4L 2 moles de O 2 tiene un volumen de 44,8 L 2,7 moles de O 2 tienen un volumen de 60,48 L

27 Las fórmulas químicas Hay dos etapas en la determinación de la fórmula química de un compuesto: La primera: Fórmula empírica o fórmula mínima, la cual muestra la cantidad relativa de átomos de cada elemento. Por ejemplo: La fórmula empírica de la glucosa CH 2 O dice: que el carbono, hidrógeno y oxígeno están presente en la razón: 1:2:1. La segunda: Fórmula Molecular, corresponde a la fórmula exacta del compuesto, es decir, la cantidad real de átomos de cada elemento en la molécula. Para la glucosa es C 6 H 12 O 6.

28 Composición porcentual Se determina a partir de la fórmula del compuesto. Ej: Determinar la composición porcentual del etanol C 2 H 5 OH 1° Se determina la masa molar del compuesto Masa de C = 2 mol 12,01 g/mol = 24,02 g Masa de H = 6 mol 1,008g/mol = 6,048g Masa de O = 1 mol 16,00g/mol = 16,00g Masa de 1 mol C 2 H 5 OH = 46,07g 2° Se calcula el % de cada elemento % en masa de C = 24,02g 100% = 52,14% 46,07g % en masa de H = 6,048g 100% = 13,13% 46,07g % en masa de O = 16,00g 100% = 34,73% 46,07g

29 Fórmula empírica y fórmula molecular Ej: La cafeína, un estimulante primario en el café y té tiene una masa molar de 194,19g/mol y una composición porcentual en masa de: 49,48%C; 5,19%H;28,85%N y 16,48%O ¿Cuál es la fórmula empírica y molecular de este compuesto? Suponemos 100g de muestra 4mol de C 1 mol de O 2 mol de N 5 mol de H C: 49,48g 1 mol C = 4,12 mol C 12,01 g C N: 28,85gN 1 mol N = 2,06 mol H 14,01 g N H: 5,19g H 1 mol H = 5,15 mol H 1,008g H O: 16,48g O 1 mol O = 1,03 mol O 16,00 g O H: 5,15 = 5 1,03 C: 4,12 = 4 1,03 N : 2,06 = 2 1,03 O: 1,03 = 1 1,03

30 Para determinar la F.E. y F.M. Tenemos: Para C: 4 mol 12,01 g/mol = 48,04 g Para H: 5 mol 1,008 g/mol = 5,04 g Para N: 2 mol 14,01 g/mol = 28,02 g Para O: 1 mol 16,00 g/mol = 16,00 g m C 4 H 5 N 2 O = 97,100 g Fórmula Empírica C 4 H 5 N 2 O 194,19 g/mol = 2 mol 97,100 g Fórmula Molecular (C 4 H 5 N 2 O) = C 8 H 10 N 4 O 2


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